高考化學(xué)必備的基本知識(shí)點(diǎn)歸納
化學(xué)學(xué)科的特點(diǎn)是碎、散、多、雜，難記易忘，因此考生在備考的時(shí)候，需要學(xué)會(huì)自己整理歸納好重要的知識(shí)點(diǎn)，便于復(fù)習(xí)和記憶。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高考化學(xué)知識(shí)要點(diǎn)，希望對(duì)大家有用!
高考化學(xué)基礎(chǔ)知識(shí)
化學(xué)反應(yīng)與能量
一、焓變、反應(yīng)熱
1.反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量
2.焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)
(1)符號(hào)：△H
(2)單位：kJ/mol
3.產(chǎn)生原因：
化學(xué)鍵斷裂——吸熱
化學(xué)鍵形成——放熱
放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H <0
吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。(吸熱>放熱)△H 為“+”或△H >0
常見(jiàn)的放熱反應(yīng)：
�、偎械娜紵磻�(yīng)
�、谒釅A中和反應(yīng)
③大多數(shù)的化合反應(yīng)
�、芙饘倥c酸的反應(yīng)
⑤生石灰和水反應(yīng)
�、逎饬蛩嵯♂尅溲趸c固體溶解等
常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)：
�、� 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl
② 大多數(shù)的分解反應(yīng)
�、� 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)
④銨鹽溶解等
二、熱化學(xué)方程式
書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn):
�、贌峄瘜W(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。
②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)(g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示)
�、蹮峄瘜W(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。
�、軣峄瘜W(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)
�、莞魑镔|(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍;反應(yīng)逆向進(jìn)行，△H改變符號(hào)，數(shù)值不變
三、燃燒熱
1.概念：25 ℃，101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
注意以下幾點(diǎn)：
�、傺芯織l件：101 kPa
②反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物
�、廴紵锏奈镔|(zhì)的量：1 mol
�、苎芯�?jī)?nèi)容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)
四、中和熱
1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。
2.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：
H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)
ΔH=-57.3kJ/mol
3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。
4.中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)
高考化學(xué)方程式知識(shí)
一、氯的離子方程式
Cl2 + H2O = Cl-+ H+ + HClO
Cl2 + 2OH- = Cl-+ ClO- + H2O
Cl2 + 2OH- = Cl-+ ClO- + H2O
Cl2 + 2I- = 2Cl-+ I2
Cl2 + H2SO3 + H2O = 2Cl- + SO42- + 4H+
Cl2 + H2S = 2Cl- + 2H+ + S↓
Cl2 + 2Fe2+ = 2Fe3+ + 2Cl-(向FeBr2溶液中少量Cl2)
3Cl2 + 2Fe2+ + 4Br- = 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl-(足量Cl2
2Cl2 + 2Fe2+ + 2Br- = 2Fe3+ + Br2 + 4Cl- (當(dāng)n(FeBr2)/n(Cl2)= 1 ：1時(shí))
8Cl2 + 6Fe2+ + 10Br- = 6Fe3+ + 5Br2 + 16Cl- (當(dāng)n(FeBr2)/n(Cl2)= 3 ：4時(shí))
Cl2 + 2I- = 2Cl-+ I2
Cl2 + 2I- = I2+ 2Cl-(向FeI2溶液中通入少量Cl2)
3Cl2 + 2Fe2+ + 4I- = 2Fe3+ + 2I2 +6Cl-(足量Cl2)
4Cl2 + 2Fe2+ + 6I- = 2Fe3+ + 3I2 + 8Cl- (當(dāng)n(FeI2)/n(Cl2)= 3 ：4時(shí))
2Cl- + 4H+ + MnO2 = Mn2+ + Cl2↑+ 2H2O
Cl- + Ag+ = AgCl↓
ClO- + H+ = HClO
ClO- + SO2 +H2O = 2H++ Cl- + SO42-
ClO- + H2O=HClO + OH-
二、 鋁的化學(xué)反應(yīng)方程式
鋁與鹽酸： 2Al+6HCl=2ALCl3+3H2氣體
鋁與硫酸： 2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2氣體
鋁和稀硝酸： Al+4HNO3=Al(NO3)3+NO↑+2H2O
注：常溫下,鋁和濃硝酸不能反應(yīng),表面生成一層致密而堅(jiān)固的.氧化膜,阻止反應(yīng)的進(jìn)行!
鋁與氫氧化鈉：2Al+2NaOH+H2O=2NaAlO2+3H2氣體
氫氧化鋁加熱分解：2Al(OH)3=(加熱)Al2O3+H2O
氫氧化鋁與氫氧化鈉：Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
氫氧化鋁與鹽酸：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
氧化鋁與鹽酸：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
氧化鋁與氫氧化鈉：Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O
偏鋁酸鈉與鹽酸：NaAlO2+HCl+H2O=Al(OH)3沉淀+NaCl
偏鋁酸鈉溶液與少量的鹽酸反應(yīng): NaAlO2+HCl(少量)+H2O= NaCl + Al(OH)3
偏鋁酸鈉溶液與足量的鹽酸反應(yīng): NaAlO2+4HCl(過(guò)量)=NaCl+AlCl3+2H2O
硫酸鋁與氨水：Al2(SO4)3+6NH3.H2O=2Al(OH)3沉淀+3(NH4)2SO4
氯化鋁與氫氧化鈉：AlCl3+3NaOH=Al(OH)3沉淀+3NaCl
氯化鋁與氨水：AlCl3+3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4Cl(反應(yīng)到此為止不再繼續(xù))
氯化鋁與氫氧化鈉：AlCl3+4NaOH=NaAlO2+2H2O
高考化學(xué)知識(shí)難點(diǎn)
1、電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大;離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)小，電子云密度越小。
2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為K、L、M、N、O、P、Q.
3、原子軌道(能級(jí)即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運(yùn)動(dòng)，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次為1、3、5、7。
4、原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來(lái)進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子。
5、原子核外電子排布原理：
(1)能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道;
(2)泡利不相容原理:每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子;
(3)洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同。
洪特規(guī)則的特例:在等價(jià)軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(shí)(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1
6、根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖⑵所示，由下而上表示七個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高;在同一能級(jí)組內(nèi)，從左到右能量依次升高�；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。
7、第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號(hào)I1表示，單位為kJ/mol。
(1)原子核外電子排布的周期性
隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.
(2)元素第一電離能的周期性變化
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:
同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢(shì)，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小;
同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢(shì)。
說(shuō)明：
�、偻芷谠兀瑥淖笸业谝浑婋x能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P
�、谠氐谝浑婋x能的運(yùn)用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證
b.用來(lái)比較元素的金屬性的強(qiáng)弱。I1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱。
(3)元素電負(fù)性的周期性變化
元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電負(fù)性。
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢(shì)。
電負(fù)性的運(yùn)用:
a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。
b.確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負(fù)性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價(jià)鍵)。
c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)(電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià))。
d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強(qiáng)弱)。
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